$ \ ce {F} $ ma więcej nieudzielonych par elektronów i jest bardzo elektroujemny, więc $ \ ce {H} $ innej cząsteczki $ \ ce {HF} $ może $ \ ce {H} $ - wiązać się z nią .
$ \ ce {HF} $ ma normalną temperaturę wrzenia $ \ pu {19,5 ^ oC} $, podczas gdy $ \ ce {H2O} $, jak wiesz, ma normalną temperaturę wrzenia $ \ pu { 100 ^ oC} $.
Myślę, że istnieje wiele jakościowych sposobów patrzenia na to:
Wyniki eksperymentów są oczywiście złotym standardem w przeciwieństwie do rozumowania jakościowego, a rozumowanie jakościowe może również poprowadzić nas w przeciwnym kierunku; można by argumentować, że mając trzy samotne pary, F ma wiele do zaoferowania, że tak powiem; może być w stanie bardzo dobrze ustabilizować jedną samotną parę elektronów, ale trzy samotne pary to poważniejsza próba i być może na tyle duża, że wiązania wodorowe między cząsteczkami $ \ ce {HF} $ są silniejsze niż między cząsteczkami wody. Ponownie, wszystko to jest jakościowe , ale tego rodzaju rozumowania pragną nauczyciele wprowadzającej chemii.
Jeśli ograniczymy nasze myślenie tylko do elektrostatyki, moglibyśmy przypuszczać, że $ \ ce {HF} $ powinno mieć silniejsze wiązania wodorowe, ponieważ F jest bardziej wychwytujący elektrony, a zatem wodór powinien być bardziej dodatnio spolaryzowany w $ \ ce {HF} $ w przeciwieństwie do wodoru w wodzie. Jednak wiązania wodorowe to coś więcej niż tylko elektrostatyka. Wiązanie wodorowe ma w rzeczywistości składnik kowalencyjny; jest to jednak zwykle ignorowane przez wstępne traktowanie chemii. Kąt wiązania elementów zaangażowanych w wiązanie wodorowe jest krytyczny. Im bliżej pierwiastków zaangażowanych w wiązanie wodorowe do 180 stopni, tym silniejsze wiązanie (ten konkretny kąt występuje w przypadku wiązań wodorowych w wodzie; niekoniecznie w innych cząsteczkach). Gdyby wiązania wodorowe były czysto elektrostatyczne, nie miałoby to miejsca; kąty nie miałyby znaczenia - liczyłaby się tylko odległość.
Należy również zbadać inne kwestie, takie jak liczba zdolnych do życia wiązań wodorowych i tendencje do oddawania / uwalniania elektronów przez zaangażowane pierwiastki.
Po przeszukaniu sieci kilka wspólnych " wyjaśnienia ", które nie wyjaśniałyby, dlaczego woda ma wyższą temperaturę wrzenia niż $ \ ce {HF} $ byłoby:
woda może się formować 4 na cząsteczkę, podczas gdy HF może tworzyć tylko 2.
Niepoprawnie, ponieważ jeśli spojrzymy tylko na wiązania wodorowe jako obejmujące biegunowość atomów, to w jaki sposób woda może utworzyć cztery wiązania wodorowe w cząsteczce? Ma dwa dodatnio naładowane atomy wodoru i ujemnie naładowany tlen. Wygląda na to, że powinien tworzyć tylko trzy wiązania wodorowe. Trzeba zrozumieć, że każda samotna para może być dawcą wiązań wodorowych .
Odpowiedź leży w wiązaniu wodorowym.
Energia wiązania wodorowego zależy od elektroujemności atomu silnie elektroujemnego, który jest połączony z wodorem. Elektroujemność wodoru wynosi 2,2 $, dla tlenu 3,44 $, a fluoru 4 $.
Różnica elektroujemności między $ \ ce {F} $ a $ \ ce {H} $ wynosi 1,8 $ i pomiędzy $ \ ce {O} $ i $ \ ce {H} $ wynosi 1,24 $. Energia wiązania wodoru $ \ ce {HF} $ wynosi $ \ pu {41,83 kJ / mol} $, a energia $ \ ce {OH} $ wynosi $ \ pu {23 kJ / mol} $.
$ \ ce {HF} $ obligacja jest silniejsza w porównaniu do obligacji $ \ ce {OH} $. W przypadku $ \ ce {H-F} $ istnieje wiązanie wodorowe nawet w stanie gazowym, 4 do 7 $ \ ce {HF} $ cząsteczki razem tworzą jedną jednostkę w stanie pary. Jednak w przypadku wody nie ma wiązania wodorowego w stanie pary; każda cząsteczka wody istnieje niezależnie.
Tak więc, aby zagotować wodę w stanie ciekłym, wszystkie wiązania wodorowe muszą zostać zerwane, co wymaga dużej ilości energii. Tak nie jest w przypadku $ \ ce {HF} $; nie ma potrzeby rozrywania wszystkich wiązań wodorowych, dlatego wymagana jest mniejsza ilość energii. Więc $ \ ce {HF} $ wrze w znacznie niższej temperaturze w porównaniu z wodą.
Myślę, że mogliśmy zbytnio się skupiać na $ \ ce {HF} $ i $ \ ce {H2O} $. Jeśli spojrzymy na większy obraz temperatur wrzenia wodorków pierwiastków z ich odpowiednich grup, zobaczymy, że wodorki grupy 17 mają rzeczywiście niższe temperatury wrzenia niż wodorków grupy 16. Nadal nie wiem, dlaczego ten trend jest taki w każdym okresie, ale liczba zdecydowanie mówi nam, że:
Myślę więc, że teraz główne pytanie brzmi: dlaczego chalkogenki wodoru mają wyższe wartości BP niż halogenki wodoru (i czy właściwie grupa halogenków, które mają najwyższe wartości BP w każdym okresie) ?
(rysunek z http://www.vias.org/genchem/kinetic_12450_08. html)
Zarówno fluor, jak i tlen są bardzo elektroujemne. Kiedy wiążą się z wodorem, wodór staje się lekko dodatni, a atom elektroujemny lekko ujemny. Z tego powodu występuje przyciąganie między atomami ujemnymi a wodorem w różnych cząsteczkach, zwane wiązaniem wodorowym.
W wodzie są dwa wodory, które wytwarzają więcej dipoli ładunku dla silniejszych i liczniejszych wiązań wodorowych.
Innym czynnikiem są dysocjacje wody (tj. woda w stanie ciekłym składa się częściowo z $ \ ce {H3O +} $ (trzech wodoru i tlenu, który jest naładowany dodatnio) i trochę $ \ ce {OH -} $ (jeden wodór i jeden tlen, naładowane ujemnie). Zwiększa to interakcje między cząsteczkami, podnosząc temperaturę wrzenia.
Siły międzycząsteczkowe (MFW) są tutaj kluczem. MFW są bezpośrednio związane z temperaturą wrzenia.
Zarówno $ \ ce {HF} $, jak i $ \ ce {H2O} $ mają wiązania wodorowe ($ \ ce {H} $ dołączone do $ \ ce {N} $, $ \ ce {O} $ lub $ \ ce {F} $). Ale $ \ ce {H2O} $ ma dwa wiązania wodorowe, podczas gdy $ \ ce {HF} $ ma tylko jedno . Zatem $ \ ce {H2O} $ powinno mieć znacznie wyższą temperaturę wrzenia.